1. No category

Termodynamikk
Plan for dagen:
- Entalpi
- Entropi
- Spontane prosessar
Varme i reaksjonar
Entalpiendring – energi overført som varme i ein kjemisk reaksjon
C2 H6 O + 3O2 → 2CO2 + 3H2 O ΔH = −1235,4kJ/mol
Eksoterm
Negativ entalpiendring
Energi frigitt som varme
Endoterm
Positiv entalpiendring
Energi tatt opp som varme
Standard dannelsesentalpi
Entalpiendring for dannelse av et molekyl fra dets
atomer, i deres mest stabile form.
Eks:
2H2 g + O2 g → 2H2 O(g) ΔHf = −241,8 kJ/mol
C s + O2 g → CO2 (g) ΔHf = −393,5 kJ/mol
Entalpiendring kan beregnes
ΔH = ∑ΔHf (produkt) − ∑ΔHf (reaktanter)
C2 H6 O(l) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2 O(g)
ΔH = 2 ⋅ Δ𝐻𝑓 (𝐶𝑂2 ) + 3 ⋅ Δ𝐻𝑓 (𝐻2 𝑂) − 3 ⋅ Δ𝐻f O2 + 1 ⋅ Δ𝐻𝑓 𝐶2 𝐻6 𝑂
ΔH
= 2 ⋅ −393,5kJ/mol + 3 ⋅ −241,8kJ/mol
− 3 ⋅ 0 + 1 ⋅ −277,0kJ/mol = −1235,4 kJ/mol
Entropi
Grad av uorden i eit system
Bestemme entropiendring
Økende temperatur
Økende
konsentrasjon
Faseovergang
Fast → væske
Væske → gass
Større molekyl
Økende entropi
Økende entropi
Økende entropi
Høgare entropi
Eks. entropi
H2 O l → H2 O(g)
2𝑁𝐻4 𝑁𝑂3 (𝑠) → 2𝑁2 (𝑔) + 3𝑂2 (𝑔) + 4𝐻2 (𝑔)
N𝑎𝐶𝑙 𝑠 + 𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞)
H2 O l (25o C) → H2 O(l)(50o C)
Kva får ein reaksjon til å skje?
Spontane reaksjonar
Entalpi og entropi avgjer
Entalpiendring
+
+
Entropiendring
+
+
-
Spontan
Ja
Kanskje
Kanskje
Nei
Gibbs energi
Spontan
ΔG < 0
Ikkje spontan
(−)
ΔG > 0
(+)
ΔG = ΔH − TΔS
ΔH = ∑ΔHf (produkt) − ∑ΔHf (reaktanter)
ΔS = ∑S (produkt) − ∑S (reaktanter)
Eks. gibbs energi
ΔG = ΔH − TΔS
C2 H6 O(l) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2 O(g)
ΔH = −1235,4 kJ/mol
ΔS = ∑S (produkt) − ∑S (reaktanter)
ΔS
= 2 ⋅ S CO2 + 3 ⋅ S H2 O
− 1 ⋅ 𝐶2 𝐻6 𝑂 + 3 ⋅ 𝑆 𝑂2
ΔS
= 2 ⋅ 213,6J/𝐾𝑚𝑜𝑙 + 3 ⋅ 188,7𝐽/Kmol
− 161,0J/𝐾𝑚𝑜𝑙 + 3 ⋅ 205,0𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙
= 217,3𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙 = 0,2173𝑘𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙
ΔH = −1235,4 kJ/mol
ΔS = 0,2173𝑘𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙
ΔG = ΔH − TΔS
T = 298 K 25𝑜 𝐶
ΔG = −1235,4 kJ/mol − 298 K ⋅ 0,2173𝑘𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙
= −1300,16 kJ/mol
Oppsummering
Entalpiendring ΔH - varme i reaksjonen
Entropi – grad av uorden
Spontan reaksjon – avgir varme, øker entropi